Introducción a las reacciones de oxidación-reducción Este tipo de reacciones se caracterizan por un proceso de transferencia de electrones a diferencia de las reacciones acido base. Este tipo de reacciones abarcan una parte importante del mundo que nos rodea; desde la combustión de combustibles fósiles hasta la acción de los blanqueadores domésticos. así mismo, la mayoría de los elementos metálicos y no metálicos se obtienen a partir de sus minerales por procesos de oxidación o de reducción.
Términos clave Estados de oxidación, oxidación y reducción. Ejemplo: Si introducimos un electrodo de cobre en una disolución de AgNO3, de manera espontánea el cobre se oxidará pasando a la disolución como Cu2+, mientras que la Ag+, se reducirá pasando a ser plata metálica. Oxidación a) Cu → Cu(2+) + 2e– Reducción b) Ag(1+) + 1e– → Ag
Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 es una reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción. Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2 Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3 electrones). Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir 2e– con el O a compartir los 4 electrones).
Agentes oxidantes y reductores. Ejemplo: Reacción: Zn + 2 Ag(1+) → Zn(2+) + 2Ag Oxidación: Zn (reductor) →Zn2+ + 2e– Reducción: Ag(1+)(oxidante) + 1e– → Ag
Tipos de reacciones Redox (según su espontaneidad) Reacciones espontáneas: se produce energía eléctrica a partir de las energía liberada en una reacción química ( pilas voltaicas) Reacciones no espontaneas: se producen sustancias químicas a partir de energía eléctrica suministrada.
ejercicio Balancear por oxido reducción, indicar que especies se oxidan, se reducen, cual es el agente oxidante y reductor. AgNO3(ac) + Fe(s) → Fe(NO3)2(ac) + 2 Ag(s)